溶液中的电子酸碱平衡ppt课件.ppt

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1、第10章溶液中的电子酸碱平衡10.1电子酸碱理论10.2沉淀溶解平衡10.3配位平衡10.1电子酸碱理论1电子酸碱反应的实质2电子酸碱的定义Lewis酸：能接受电子对的分子、离子或原子团。如Fe,Fe3+,Ag+,BF3Lewis碱：能给出电子对的分子、离子或原子团。如:X-,:NH3,:CO,H2O:酸即是电子对接受体电子酸碱的定义：碱即是电子对给予体电子酸碱反应的实质：电子酸碱反应的实质是配位键的形成、生成酸碱配合物的过程。H＋配位键Example酸碱酸碱配合物H+∶OH[H∶→OH]HCl∶NH3[H←∶NH3]Ag+∶Cl[Ag←∶Cl]Pb2+∶S2[Pb←∶S]BF3∶F

2、[F∶→BF3]Cu2+∶NH3[Cu(←∶NH3)4]酸碱电子理论优、缺点优点：缺点：广义的酸碱理论，能说明不含质子的物质的酸碱性。对酸碱认识过于笼统，不易确定酸碱的相对强度。10.2沉淀溶解平衡1影响沉淀溶解平衡的因素23沉淀溶解平衡的建立分步沉淀4沉淀的转化溶解度在一定温度下，达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的质量，叫做溶解度，通常以符号s表示。对水溶液来说，通常以饱和溶液中每100g水所含溶质质量来表示，即以：g/100g水表示。沉淀溶解平衡的建立25ºC,100克水中可溶解（g）ZnCl2432；PbCl20.99；HgS1.47x10-25易溶物：>1克微溶物：0.01

3、~1克难溶物：<0.01克注意：绝对不溶的物质是不存在的在一定温度下，将难溶电解质晶体放入水中时，就发生溶解和沉淀两个过程。溶解与沉淀过程溶度积在一定条件下，当溶解和沉淀速率相等时，便建立了一种动态的多相离子平衡：溶解沉淀这一平衡我们称为沉淀溶解平衡，此时的溶液称饱和溶液。根据平衡时服从化学平衡定律：])/(SO][)/(Ba[)BaSO(2424-+=cccc：难溶电解质的沉淀溶解平衡常数，称为溶度积常数，简称溶度积，简写为Ksp。)}(SO)}{(Ba{)BaSO(2424-+=cc可简写为：溶度积常数的意义：一定温度下，难溶电解质饱和溶液中离子浓度（严格说应为活度）的系数次方之积为一

4、常数。它反映了难溶电解质的溶解能力。（Ksp是难溶盐的重要热力学性质。）对于一个一般的难溶电解质AnBm：Kspθ与溶解度溶度积和溶解度的相互换算：在有关溶度积的计算中，离子浓度必须是物质的量浓度，其单位为mol·L-1，而溶解度的单位往往是g/100g水。因此，计算时有时要先将难溶电解质的溶解度s的单位换算为mol·L-1。溶解度可用“饱和溶液的浓度”表示。设难溶电解质AnBm的溶解度为Smol•L-1nSmS平衡浓度例题：25oC，AgCl的溶解度为1.92×10-3g·L-1，求同温度下AgCl的溶度积。)aq(Cl(aq)AgAgCl(s)-++1021080.1)}Cl()}{A

5、g({)AgCl(--+×===Scc解：已知M(AgCl)=143.3s=1.92×10-3/143.3=1.34×10-3molL-1平衡浓度/(molL-1)ss42331.7)CrOM(Ag=1215Lg102.2Lg331.7105.6----×=××=s)aq(CrO(aq)2Ag(s)CrOAg4422-++解：24242)}CrO({)}Ag({)CrOAg(-+=cc例题：25oC，已知(Ag2CrO4)=1.1×10-12，求同温下s(Ag2CrO4)/g·L-1。平衡浓度/(molL-1)2xx5312105.6,4101.1--×==×xxmolL-1)

6、CrOAg()AgCl(42ss<*不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小。如：*相同类型的难溶电解质，其大的s也大。)CrOAg()AgCl(42>分子式溶度积Kspθ溶解度/(molL-1)AgCl1.8×10-101.3×10-5AgBr5.0×10-137.1×10-7AgI8.3×10-179.1×10-10Ag2CrO41.1×10-126.5×10-5离子积：难溶电解质溶液中，离子浓度系数次方的乘积。Q>Ksp，逆向移动，沉淀析出Q=Ksp，平衡，饱和溶液Q

7、质的溶液中，如果Qi>，就会有沉淀生成。这是沉淀生成的必要条件。例题：等体积的0.2M的Pb(NO3)2和KI水溶液混合是否会产生PbI2沉淀？已知Ksp(PbI2)=1.4×10-8解：PbI2(s)=Pb2+(aq)+2I-(aq)c(Pb2+)=c(I-)=0.1molL-1Qi=c(Pb2+)×c2(I-)=0.1×(0.1)2=1×10-3>>Ksp∴会产生沉淀例题：将等体积的浓度为410-3mol·L-1